寒假作业01 化学反应的热效应-【寒假分层作业】2024年高二化学寒假培优练（人教版2019）

限时练习：40min 完成时间： 月 日 天气： 作业01 化学反应的热效应 考点一 反应热　焓变 1.反应热 （1）化学反应的实质与特征 ①实质：反应物中化学键断裂和生成物中化学键形成。 ②特征：既有物质变化，又伴有能量变化；能量变化是以物质变化为基础，与参加反应的物质种类和多少相关。 （2）放热反应和吸热反应 ①放热反应：燃料的燃烧、酸与碱的中和反应等会放出热量。 ②吸热反应：煅烧石灰石的反应等会吸收热量。 （3）反应热 ①体系：容器内的反应物及发生的反应看作一个反应体系。 ②环境：反应容器和反应物质之外的都看作环境。 ③热量：因温度不同而在体系和环境之间交换和传递的能量。 ④反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。 2.中和反应反应热的测定 （1）实验目的：测定_强酸与_强碱反应的反应热。 （2）实验装置： （3）实验测量 1)反应物温度的测量。 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒中，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ②用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度。 2)反应后体系温度的测定 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒中，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度(t2)。 3)重复上述步骤1)和2)两次。 3.反应热与焓变 （1）内能(U)：体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 （2）焓与焓变 ①焓：与内能有关的物理量，符号用“H”表示。 ②焓变：生成物与反应物的焓值差，用△H表示，单位是kJ/mol ③ΔH的简单计算 i由反应物、生成物的能量计算ΔH ΔH＝E(生成物)－E(反应物) 若E(生成物)<E(反应物)，ΔH<0，为放热反应。 若E(生成物)>E(反应物)，ΔH>0，为吸热反应。 ii由键能计算ΔH ΔH＝断裂化学键吸收的总能量－形成化学键所释放的总能量 ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和 （3）反应热和焓变的关系 恒压条件下进行的反应的反应热等于焓变ΔH。 （4）放热反应和吸热反应 放热反应：形成生成物中化学键释放的总能量大于破坏反应物中化学键吸收的总能量。反应放出能量而使体系的焓减少。ΔH为负值，即ΔH<0 吸热反应：形成生成物中化学键释放的总能量小于破坏反应物中化学键吸收的总能量。反应吸收能量而使体系的焓增大。ΔH为正值，即ΔH>0。 考点二 热化学方程式　燃烧热 1.热化学方程式 （1）概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 （2）意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。如： H2(g)＋O2(g)==H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃、101 kPa时，1 mol H2(g)与0.5 mol O2(g)完全反应生成液态水时放出 285.8 kJ的热量。 （3） 书写：氢气与碘蒸气化合反应的能量(或热量)变化，可用下式表示：H2(g)＋I2(g)2HI(g)　ΔH＝－14.9 kJ·mol－1，其特点为： ①指明了反应的温度和压强，若在25 ℃、101 kPa时进行的反应，可不注明。 ②注明了各物质的状态：s(固体)、l(液体)或g(气体)、aq(溶液)。 ③在方程式的右边注明了ΔH的“＋”或“－”及数值和单位。 ④各物质前的化学计量数可以是整数，也可以是分数，ΔH与化学方程式一一对应。 2.燃烧热 （1）定义 在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。单位：kJ·mol－1，ΔH<0。 （2） 意义 例如：H2的燃烧热ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25℃、101kPa时，1molH2完全燃烧生成H2O(l)时放出285.8 kJ的热量。 （3）指定产物 可燃物中碳元素变为CO2(g)，氢元素变为H2O(l)，硫元素变为SO2(g)，氮元素变为N2(g)等。 考点三 反应热的计算 1.盖斯定律 （1）内容：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 （2）特点： ①反应的热效应只与始态、终态有关，与反应的途径无关。 ②反应热总值一定，如下图表示始态到终态的反应热。 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝_ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 （3）能量守恒：能量既不会增加，也不会减少，只会从一种形式转化为另一种形式。 2.反应热的计算 根据热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热等数据。 考点一 反应热　焓变 题型01 反应热 1．（2023上·